Какво представлява енталпията?

на entalpia това е мярката за количеството енергия, съдържащо се в тяло (система), което има обем, е под налягане и може да бъде заменено с околната среда. Тя е представена с буквата H. Физическата единица, свързана с нея, е юли (J = kgm2 / s2).

Математически тя може да бъде изразена по следния начин:

Н = U + PV

когато:

Н = Енталпия

U = Вътрешна енергия на системата

P = налягане

V = обем

Ако и двете U и P и V са функции на състоянието, H също ще бъде. Това е така, защото в даден момент могат да се дадат крайни и начални условия на променливата, която ще бъде изследвана в системата.

индекс

• 1 Каква е енталпията на обучението?
  • 1.1 Пример
  • 1.2 Екзотермични и ендотермични реакции
• 2 Упражнения за изчисляване на енталпията
  • 2.1 Упражнение 1
  • 2.2 Упражнение 2
  • 2.3 Упражнение 3
• 3 Препратки

Каква е енталпията на обучението?

Това е топлината, която се абсорбира или освобождава от системата, когато 1 mol продукт от вещество се произвежда от неговите елементи в нормалното им състояние на агрегация; твърдо, течно, газообразно, разтваряне или в по-стабилно алотропно състояние.

Най-стабилното алотропно състояние на въглерода е графитът, в допълнение към условията на нормално налягане от 1 атмосфера и 25 ° С.

Тя се обозначава като ΔH ° f. По този начин:

ΔH ° f = окончателно H - начало H

Δ: Гръцка буква, която символизира промяната или промяната в енергията на крайното и началното състояние. Индексът f означава образуване на съединението и горен индекс или стандартни условия.

пример

Като се има предвид реакцията на образуване на течна вода

H2 (g) + 1/2 O2 (g) H2O (l) ΔH ° f = -285.84 kJ / mol

реагенти: Водород и кислород, естественото му състояние е газообразно.

продукт: 1 мол течна вода.

Трябва да се отбележи, че енталпиите на образуване съгласно дефиницията са за 1 mol произведен съединение, така че реакцията трябва да бъде коригирана, ако е възможно, с фракционни коефициенти, както се вижда от предишния пример..

Екзотермични и ендотермични реакции

В химичен процес енталпията на образуването може да бъде положителна ΔHof> 0, ако реакцията е ендотермична, което означава, че тя абсорбира топлината от средата или отрицателния ΔHof<0 si la reacción es exotérmica con emisión de calor desde el sistema.

Екзотермична реакция

Реагентите имат повече енергия, отколкото продуктите.

ΔH ° f <0

Ендотермична реакция

Реагентите имат по-ниска енергия от продуктите.

ΔH ° f> 0

За да напишете правилно химическото уравнение, то трябва да бъде моларно балансирано. За да се спази "Законът за опазване на материята", той трябва също да съдържа информация за физическото състояние на реактивите и продуктите, който е известен като агрегиращо състояние.

Трябва също да се има предвид, че чистите вещества имат енталпия на образуване от нула до стандартни условия и в най-стабилната си форма.

В химическа система, където има реагенти и продукти, имаме, че енталпията на реакцията е равна на енталпията на образуването при стандартни условия.

ΔH ° rxn = ΔH ° f

Имайки предвид гореизложеното, трябва да:

ΔH ° rxn = Σnproductos Hivectivos Σnreactivos Hreactivos

Като се има предвид следната фиктивна реакция

aA + bB cC

Където a, b, c са коефициентите на балансираното химическо уравнение.

Изразът за енталпията на реакцията е:

ΔH ° rxn = c ΔH ° f C (a ΔH ° f A + b ΔH ° f B)

Ако приемем, че: a = 2 mol, b = 1 mol и c = 2 mol.

ΔH ° f (A) = 300 KJ / mol, ΔH ° f (B) = -100 KJ / mol, ΔH ° f (C) = -30 KJ. Изчислява се ΔH ° rxn

ΔH ° rxn = 2mol (-30KJ / mol) - (2mol (300KJ / mol + 1mol (-100KJ / mol) = -60KJ - (600KJ - 100KJ) = -560KJ

ΔH ° rxn = -560KJ.

Тогава съответства на екзотермична реакция.

Стойности на енталпията за образуване на някои неорганични и органични химични съединения при 25 ° С и налягане 1 атм

Упражнения за изчисляване на енталпията

Упражнение 1

Намерете енталпията на реакцията на NO2 (g) съгласно следната реакция:

2NO (g) + O2 (g) 2NO2 (g)

Използвайки уравнението за енталпията на реакцията, имаме:

ΔH ° rxn = Σnproductos Hivectivos Σnreactivos Hreactivos

ΔH ° rxn = 2mol (ΔH ° f NO2) - (2mol ΔH ° f NO + 1mol ΔH ° f O2)

В таблицата в предишния раздел може да се види, че енталпията на образуване на кислород е 0 KJ / mol, тъй като кислородът е чисто съединение.

ΔH ° rxn = 2mol (33.18KJ / mol) - (2mol 90.25 KJ / mol + lmol 0)

ΔH ° rxn = -114.14 KJ

Друг начин за изчисляване на енталпията на реакцията в химическата система е чрез закона за ХЕС, предложен от швейцарския химик Жермен Хенри Хес през 1840 г..

Законът гласи: "Енергията, абсорбирана или излъчвана в химически процес, в който реагентите стават продукти, е същата, ако се извършва в един етап или в няколко".

Упражнение 2

Добавянето на водород към ацетилен за образуване на етан може да се извърши в един етап:

С2Н2 (g) + 2Н2 (g) H3CCH3 (g) ΔH ° f = - 311.42 KJ / mol

Или може да се проведе и на два етапа:

C2H2 (g) + H2 (g) H2C = CH2 (g) ΔH ° f = - 174.47 KJ / mol

Н2С = СН2 (g) + Н2 (g) H3CCH3 (g) ΔH ° f = - 136.95 KJ / mol

Чрез добавяне на двете уравнения алгебрично имаме:

C2H2 (g) + H2 (g) H2C = CH2 (g) ΔH ° f = - 174.47 KJ / mol

Н2С = СН2 (g) + Н2 (g) H3CCH3 (g) ΔH ° f = - 136.95 KJ / mol

С2Н2 (g) + 2Н2 (g) H3CCH3 (g) ΔH ° rxn = 311.42 KJ / mol

Упражнение 3

(Взето от quimitube.com Упражнение 26. Закон за термодинамиката на Хес)

Изчислява се енталпията на окисление на етанола, за да се получат като оцетна киселина и водни продукти, като се знае, че при изгарянето на 10 грама етанол се освобождава 300 KJ енергия и при изгарянето на 10 грама оцетна киселина се освобождава 140 KJ енергия..

Както можете да видите в изложението на проблема, се появяват само цифрови данни, но химичните реакции не се появяват, така че е необходимо да ги напишете..

СН3СН2ОН (1) + 3O2 (g) 2СО2 (g) +3 H20 (l) ΔH1 = -1380 KJ / mol.

Стойността на отрицателната енталпия е записана, защото проблемът казва, че има освобождаване на енергия. Също така трябва да имате предвид, че те са 10 грама етанол, така че трябва да изчислите енергията за всеки мол етанол. За целта се прави следното:

Търси се моларно тегло на етанола (сума от атомните тегла), което е равно на 46 g / mol.

АН1 = -300 KJ (46 g) етанол = - 1380 KJ / mol

10 g етанол 1 mol етанол

Същото се прави и за оцетната киселина:

CH3COOH (1) + 202 (g) 2СО2 (g) + 2 Н20 (1) ΔH2 = -840 KJ / mol

ΔH2 = -140 KJ (60 g оцетна киселина) = - 840 KJ / mol

10 g оцетна киселина 1 mol оцетна киселина.

В горните реакции са описани горенията на етанол и оцетна киселина, така че е необходимо да се напише проблемната формула, която е окисляването на етанол до оцетна киселина с добив на вода..

Това е реакцията, която проблемът изисква. Вече е балансирано.

CH3CH2OH (1) + 02 (g) CH3COOH (1) + H2O (1) ΔH3 = ?

Прилагане на закона на Хес

За да направим това, ние умножаваме термодинамичните уравнения чрез числения коефициент, за да ги направим алгебрични и правилно да организираме всяко уравнение. Това се прави, когато един или няколко реагента не са на съответната страна в уравнението.

Първото уравнение остава същото, защото етанолът е от страната на реагентите, както е посочено от уравнението на проблема.

Второто уравнение е необходимо, за да се умножи с коефициент -1 по такъв начин, че оцетната киселина, която е като реактивна, може да стане продукт

СН3СН2ОН (1) + 302 (g) 2СО2 (g) + 3Н20 (1) АН1 = -1380 KJ / mol.

- CH3COOH (l) - 202 (g) - 2CO2 (g) - 2H2O (l) ΔH2 = - (-840 KJ / mol)

CH3CH3OH + 3O2-022-CH3COOH 2CO2 + 3H20-2CO2

-2H2O

Те се добавят алгебрично и това е резултатът: уравнението, поискано в проблема.

CH3CH3OH (1) + 02 (g) CH3COOH (1) + H2O (1)

Определя се енталпията на реакцията.

По същия начин, по който всяка реакция, умножена по числения коефициент, трябва да се умножи и стойността на енталпиите

ΔH3 = 1x ΔH1 -1xΔH2 = 1x (-1380) -1x (-840)

АН3 = -1380 + 840 = - 540 KJ / mol

ΔH3 = - 540 KJ / mol.

В предишното упражнение етанолът представя две реакции - горене и окисление.

Във всяка реакция на горене има образуване на CO2 и H2O, докато при окислението на първичен алкохол като етанол се образува оцетна киселина.

препратки

1. Cedrón, Хуан Карлос, Виктория Ланда, Хуана Роблес (2011). Обща химия Учебен материал Лима: Университетска катедрала.
2. Химия. Libretexts. Термохимия. Взето от hem.libretexts.org.
3. Левин, И. Физикохимия. vol.2.